Typische Fehler

So wird oft gerechnet: „Bei \(\ce{HCl + H2O}\) geht ein Wasserstoffatom auf das Wasser über.“

Richtig ist: Übertragen wird ein Proton \(\ce{H+}\) — ohne Elektron. Das Bindungselektronenpaar bleibt beim Chlor (\(\ce{Cl-}\)), die Base braucht ein freies Elektronenpaar für die neue Bindung.

So wird oft gerechnet: „In \(\ce{HCl + H2O -> Cl- + H3O+}\) bilden \(\ce{HCl}\) und \(\ce{H3O+}\) ein Säure-Base-Paar.“

Richtig ist: Beide sind Säuren. Ein Paar besteht aus einer Säure und ihrer eigenen korrespondierenden Base: \(\ce{HCl}/\ce{Cl-}\) und \(\ce{H3O+}/\ce{H2O}\).

So wird oft gerechnet: „Essigsäure \(\ce{CH3COOH}\) hat vier H-Atome und kann daher vier Protonen abgeben.“

Richtig ist: Sauer sind nur H-Atome an stark elektronegativen Atomen (polare O–H-Bindung). Die C–H-Bindungen sind kaum polar — Essigsäure ist einprotonig.

So wird oft gerechnet: „In neutralem Wasser gibt es keine Oxonium- und keine Hydroxid-Ionen; in Salzsäure gibt es keine \(\ce{OH-}\).“

Richtig ist: Durch die Autoprotolyse enthält jede wässrige Lösung beide Ionen: \(K_W=c(\ce{H3O+})\cdot c(\ce{OH-})=10^{-14}\,\mathrm{mol^2\,L^{-2}}\). Neutral heißt \(c(\ce{H3O+})=c(\ce{OH-})\).

So wird oft gerechnet: „pH 3 ist doppelt so sauer wie pH 6.“

Richtig ist: Der pH-Wert ist logarithmisch: Jede pH-Stufe entspricht dem Faktor 10. Zwischen pH 3 und pH 6 liegt der Faktor \(10^3=1000\).

So wird oft gerechnet: „Ammonium (\(\mathrm{p}K_S=9{,}25\)) ist eine stärkere Säure als Flusssäure (\(3{,}14\)), weil der Wert größer ist.“

Richtig ist: \(\mathrm{p}K_S=-\lg K_S\): Durch das Minus kehrt sich die Reihenfolge um. Kleiner \(\mathrm{p}K_S\) = großes \(K_S\) = starke Säure.

So wird oft gerechnet: „Verdünnte Salzsäure ist eine schwache Säure, konzentrierte Essigsäure eine starke.“

Richtig ist: „Stark“ beschreibt den Protolysegrad (Salzsäure: vollständig), „konzentriert“ die Menge pro Liter. Auch sehr verdünnte Salzsäure ist stark, auch konzentrierte Essigsäure ist schwach.

So wird oft gerechnet: „Salzsäure, \(c_0=0{,}010\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\): \(\mathrm{pH}=\tfrac12\,(-6-\lg0{,}010)=-2\).“

Richtig ist: Die Näherungsformel gilt nur für schwache Säuren. Starke Säuren protolysieren vollständig: \(\mathrm{pH}=-\lg c_0=2\). Ein negativer pH-Wert für eine verdünnte Säure ist unplausibel.

So wird oft gerechnet: „Die Bürette zeigt am Ende \(18{,}20\,\mathrm{mL}\), also wurden \(18{,}20\,\mathrm{mL}\) Natronlauge verbraucht.“

Richtig ist: Der Verbrauch ist die Differenz \(V=V_{\text{Ende}}-V_{\text{Anfang}}\). Stand die Bürette anfangs bei \(1{,}40\,\mathrm{mL}\), wurden \(16{,}80\,\mathrm{mL}\) verbraucht.

So wird oft gerechnet: „\(10\,\mathrm{mL}\) Schwefelsäure verbrauchen \(10\,\mathrm{mL}\) Natronlauge (\(0{,}1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\)), also \(c(\ce{H2SO4})=0{,}1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\).“

Richtig ist: Schwefelsäure ist zweiprotonig: \(\ce{H2SO4 + 2 OH-}\) \(\ce{-> SO4^2- + 2 H2O}\). Am ÄP gilt \(n(\ce{OH-})=2\cdot n(\ce{H2SO4})\), also \(c(\ce{H2SO4})=0{,}05\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\).

So wird oft gerechnet: „Am Äquivalenzpunkt ist die Lösung neutral, also liegt er immer bei pH 7.“

Richtig ist: Am ÄP sind gleiche Stoffmengen umgesetzt. Bei einer schwachen Säure liegt dort ihre korrespondierende Base vor — der ÄP ist basisch (bei schwachen Basen sauer). Nur bei stark/stark liegt er bei pH 7.

So wird oft gerechnet: „Ein Puffer hält den pH-Wert bei 7 — deshalb ist Acetatpuffer neutral.“

Richtig ist: Ein Puffer hält seinen pH-Wert nahezu konstant; bei \(n(\ce{HA})=n(\ce{A-})\) gilt \(\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_S\): Acetatpuffer \(4{,}75\), Ammoniumpuffer \(9{,}25\).